Configuración electrónica
El La distribución de electrones dentro de un átomo o molécula se conoce como su 'configuración electrónica'. que define los niveles de energía y orbitales que ocupan los electrones. El número atómico de un elemento, que es equivalente al número de protones en el núcleo del átomo, determina la configuración electrónica del elemento.
La cantidad de electrones en cada capa y subcapa generalmente se representa mediante una secuencia de números y letras, como 1s 2s22p6, al describir la configuración electrónica de un átomo. El número cuántico principal, que se correlaciona con el nivel o capa de energía del electrón, está representado por el primer número de la secuencia. El número cuántico del momento angular determina qué letra después del número cuántico principal denota la subcapa u orbital del electrón.
También se puede utilizar un diagrama de orbitales o un diagrama de capas de electrones, que muestra la disposición de los electrones dentro de los niveles de energía y los orbitales del átomo, para representar la configuración electrónica de un átomo. Cada orbital está simbolizado por un cuadro o círculo en un diagrama orbital, y cada electrón está simbolizado por una flecha que sube o baja para indicar su giro.
La estructura electrónica de un átomo juega un papel importante en la determinación de muchas de las características físicas y químicas del elemento. Por ejemplo, la reactividad de un átomo, las características de enlace y la capacidad de participar en reacciones químicas están influenciadas por la cantidad y disposición de sus electrones. La cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de un átomo se conoce como energía de ionización, que también está determinada por la configuración electrónica del átomo.
La ubicación de un elemento en la tabla periódica, que es una lista de elementos ordenados en orden creciente de número atómico, también se puede predecir utilizando la configuración electrónica del elemento. La tabla periódica agrupa elementos que tienen configuraciones electrónicas comparables y propiedades equivalentes.
El principio de exclusión de Pauli, que afirma que dos electrones de un átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos, dicta la configuración electrónica de un átomo. En consecuencia, cada electrón de un átomo debe habitar en un nivel de energía y un orbital distintos, y cada orbital sólo puede acomodar un par de electrones con espín opuesto.
Se pueden utilizar varios métodos espectroscópicos para establecer directamente la configuración electrónica de un átomo. Por ejemplo, la configuración eléctrica de un átomo en su estado fundamental se puede determinar utilizando el espectro de emisión de un elemento, y los niveles de energía de los electrones en el átomo se pueden determinar utilizando el espectro de absorción del elemento.
En conclusión, la configuración electrónica de un átomo es un componente básico de su estructura y afecta varias de sus características químicas y físicas. El número atómico de un elemento determina su configuración electrónica, que puede mostrarse como una serie de números y símbolos, un diagrama de orbitales o un diagrama de capas de electrones. El principio de exclusión de Pauli, que se puede encontrar experimentalmente mediante métodos espectroscópicos, dicta la configuración electrónica de un átomo.
Las configuraciones electrónicas son útiles para:
- Calcular la valencia de un elemento.
- Predecir las características de un grupo de elementos (las propiedades de elementos con configuración electrónica similar son frecuentemente idénticas).
- Analizando el espectro atómico.
Cómo escribir la configuración electrónica
Conchas
A partir del número cuántico principal se puede calcular el mayor número de electrones que caben en una capa (n). La fórmula es 2n.2, donde n es el número de shell. Las siguientes tablas enumeran las capas, los valores n y el número total de electrones que pueden caber.
| Shell y valor 'n' | Máximo de electrones presentes en la capa. |
|---|---|
| caparazón K, n=1 | 2*12= 2 |
| caparazón L, n=2 | 2*22= 8 |
| M caparazón, n=3 | 2*32= 18 |
| N cáscara, n=4 | 2*42= 32 |
Subcapas
- El número cuántico azimutal (representado por la letra 'l') determina las subcapas en las que se dividen los electrones.
- El valor del número cuántico principal, n, determina el valor de este número cuántico. Como resultado, hay cuatro subniveles distintos que pueden existir cuando n es igual a 4.
- Cuando n=4. Los subniveles s, p, d y f son los subniveles correspondientes para l=0, l=1, l=2 y l=3, respectivamente.
- La ecuación 2*(2l+1) establece cuántos electrones puede contener una subcapa en su capacidad máxima.
- Por lo tanto, la mayor cantidad de electrones que pueden caber en las subcapas s, p, d y f son 2, 6, 10 y 14 respectivamente.
Notación
- Utilizando etiquetas de subcapa, se describe la configuración electrónica de un átomo. Estas etiquetas incluyen el número de subcapa y el número de capa, que está determinado por el número cuántico principal.
- la designación (proporcionada por el número cuántico azimutal) y, en superíndice, el número total de electrones en la subcapa.
- Por ejemplo, la notación sería '1s2' si hubiera dos electrones en la subcapa s de la primera capa.
- La configuración electrónica del aluminio (número atómico 13) se puede expresar como 1s.22s22p63s23p1utilizando estas etiquetas de subcapa.
Para llenar los orbitales atómicos se utilizan el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Estas pautas ayudan a decidir cómo ocupan los electrones los orbitales accesibles.
Principio de estructura:
Según el principio de Aufbau, los electrones ocupan orbitales en la dirección de aumento de energía. Esto indica que antes de llenar los orbitales de mayor energía, los electrones primero llenarán los de menor energía. La tabla periódica se puede utilizar para determinar los niveles de energía de los orbitales en orden. Las etiquetas de los orbitales son una combinación de letras y números: la letra denota la forma o subcapa orbital (s, p, d, f), y el número denota el número cuántico principal (n), que define el nivel de energía del orbital.
Principio de exclusión de Pauli:
No hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms), según el principio de exclusión de Pauli. El mayor número de electrones que pueden caber en cada orbital es dos, y deben tener espines opuestos.
La regla del perro:
Según la regla de Hund, los electrones habitarán primero orbitales separados con el mismo espín cuando llenen orbitales degenerados (orbitales con la misma energía). En consecuencia, los electrones en orbitales degenerados intentarán constantemente maximizar su espín total.
El orden de llenado de los orbitales atómicos se puede establecer utilizando estos principios.
Los orbitales se llenan en el siguiente orden:
- 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p y así sucesivamente
- Tomemos como ejemplo la carga de carbono para demostrar esto (número atómico 6). En el carbono hay seis electrones que ocuparán los orbitales accesibles de la manera indicada anteriormente.
- El orbital 1s lo ocuparán los dos primeros electrones. El orbital 2s lo ocuparán los siguientes dos electrones. Dos de los tres posibles orbitales 2p estarán ocupados por un electrón cada uno de los dos electrones restantes. El carbono ahora tiene la estructura electrónica 1s.22s22p2.
En conclusión, el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund controlan cómo se llenan los orbitales atómicos. Cada elemento tiene una configuración diferente de electrones como resultado de estas reglas, que ayudan a determinar el orden en que los electrones ocupan los orbitales disponibles.
Configuración electrónica de los primeros 30 elementos, en orden creciente de número atómico:
| S. No | Elementos | Configuración electrónica |
|---|---|---|
| 1 | Hidrógeno | 1s1 |
| 2 | Helio | 1s2 |
| 3 | Litio | 1s22s1 |
| 4 | Berilio | 1s22s2 |
| 5 | Boro | 1s22s22p1 |
| 6 | Carbón | 1s22s22p2 |
| 7 | Nitrógeno | 1s22s22p3 |
| 8 | Oxígeno | 1s22s22p4 |
| 9 | Flúor | 1s22s22p5 |
| 10 | Neón | 1s22s22p6 |
| 11 | Sodio | 1s22s22p63s1 |
| 12 | Magnesio | 1s22s22p63s2 |
| 13 | Aluminio | 1s22s22p63s23p1 |
| 14 | Silicio | 1s22s22p63s23p2 |
| 15 | Fósforo | 1s22s22p63s23p3 |
| 16 | Azufre | 1s22s22p63s23p4 |
| 17 | Cloro | 1s22s22p63s23p5 |
| 18 | Argón | 1s22s22p63s23p6 |
| 19 | Potasio | 1s22s22p63s23p64s1 |
| 20 | Calcio | 1s22s22p63s23p64s2 |
| 21 | Escandio | 1s22s22p63s23p64s23d1 |
| 22 | Titanio | 1s22s22p63s23p64s23d2 |
| 23 | Vanadio | 1s22s22p63s23p64s23d3 |
| 24 | Cromo | 1s22s22p63s23p64s13d5 |
| 25 | Manganeso | 1s22s22p63s23p64s23d5 |
| 26 | Hierro | 1s22s22p63s23p64s23d6 |
| 27 | Cobalto | 1s22s22p63s23p64s23d7 |
| 28 | Níquel | 1s22s22p63s23p64s23d8 |
| 29 | Cobre | 1s22s22p63s23p64s13d10 |
| 30 | zinc | 1s22s22p63s23p64s23d10 |
Estas son algunas de las razones por las que la configuración electrónica es esencial:
1. Reactividad química
La reacción química de un átomo está determinada por su configuración electrónica. La configuración electrónica es la que provoca que las reacciones entre elementos den como resultado compuestos. La facilidad con la que un átomo puede adquirir, perder o compartir electrones para formar enlaces químicos con otros átomos depende del número y la disposición de los electrones en el nivel de energía más externo, conocido como capa de valencia. Por ejemplo, para lograr una configuración estable, los elementos con uno o dos electrones en su capa más externa tienden a perder esos electrones, mientras que los elementos con cinco, seis o siete electrones en su capa más externa tienden a adquirir esos electrones. Esto ayuda a predecir los tipos de compuestos que pueden crear varios elementos.
2. Propiedades de enlace
Los tipos de enlaces químicos que pueden desarrollarse entre átomos también están determinados por su configuración electrónica. Los enlaces covalentes suelen formarse entre átomos con configuraciones electrónicas comparables, mientras que los enlaces iónicos suelen formarse entre átomos con configuraciones diferentes. La intensidad y estabilidad de los enlaces químicos creados también están influenciadas por la configuración electrónica. Por ejemplo, los cuatro electrones de valencia en la configuración electrónica del átomo de carbono le permiten formar enlaces covalentes estables con otros átomos de carbono, lo que resulta en la creación de una amplia variedad de compuestos orgánicos.
3. Propiedades físicas
Las características físicas de un elemento, como sus puntos de fusión y ebullición, densidad y conductividad, también se ven influenciadas por su estructura electrónica. La cantidad de electrones y cómo están dispuestos en la capa de valencia decide la fuerza de las interacciones de los átomos, lo que afecta el comportamiento físico de un elemento. Por ejemplo, debido a que sus electrones libres pueden moverse y conducir electricidad fácilmente, los metales tienen una alta conductividad eléctrica y térmica.
4. Tendencias periódicas
La tabla periódica está organizada mediante tendencias periódicas porque se basa en la estructura electrónica de los átomos. Los patrones regulares de variación en las propiedades de los elementos a lo largo de la tabla periódica se denominan tendencias periódicas. Para comprender estas tendencias se pueden utilizar los cambios en la configuración electrónica de los átomos y su impacto en el tamaño, la reactividad y las características de enlace de los elementos.
En resumen, el conocimiento de la configuración electrónica de un átomo es necesario para comprender sus características tanto moleculares como físicas. Es esencial para predecir el comportamiento químico de un elemento y su capacidad de combinarse con otros elementos para crear compuestos. Comprender la configuración electrónica también ayuda a explicar los patrones periódicos y las diferencias en las propiedades elementales en la tabla periódica.